SOLUÇÃO TAMPÃO

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UNIVERSIDADE PAULISTA
FÍSICO-QUÍMICA
SOLUÇÃO TAMPÃO
PAOLA SANTOS OLIVEIRA	C7401D-3
		
SANTANA DE PARNAÍBA
2016
PAOLA SANTOS OLIVEIRA
SOLUÇÃO TAMPÃO
Trabalho apresentada á Universidade Paulista- UNIP, como parte dos requisitos para a obtenção de nota semestral.
 Prof.ª Dr.a Daniela Patto
SANTANA DE PARNAÍBA
2016
1. INTRODUÇÃO
Os tampões, denominação traduzida do original inglês "buffer" (amortecedor), são as substâncias que limitam as variações do pH do sangue e demais líquidos orgânicos, ao se combinarem com os ácidos ou as bases que alcançam aqueles líquidos. As substâncias que constituem os tampões agem aos pares ou, menos comumente, em grupos, constituindo um sistema protetor. Ou seja, uma solução-tampão (ou mistura-tampão ou sistema-tampão) é aquela que resiste a uma variação do pH quando se adiciona ácido ou álcali, soluções cujo pH ideal se encontra no centro da zona tampão do par conjugado ácido/base. Geralmente, uma solução-tampão consiste em uma mistura de ácido fraco de Bronsted e sua base conjugada. Sempre que H+ ou OH– é adicionado em um tampão, o resultado é uma pequena mudança na razão das concentrações relativas dos ácidos fracos e seus ânions e, portanto, uma pequena mudança no pH. O decréscimo na concentração de um componente do sistema é equilibrado exatamente pelo aumento do outro. A soma dos componentes do tampão não muda, somente a sua razão. Cada par conjugado ácido-base tem uma zona de pH característica na qual é um tampão efetivo.
Os tampões têm um papel importante em processos químicos e bioquímicos, nos quais é essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos industriais e fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada. Os fluidos intracelulares ou extracelulares de organismos multicelulares têm como característica um pH quase constante. A primeira linha de defesa dos organismos contra mudanças internas de pH é proporcionada por sistemas tampão. O citoplasma da grande maioria das células contém altas concentrações de proteínas e essas proteínas contêm muitos aminoácidos com grupos funcionais que são ácidos fracos ou bases fracas; já em processos químicos (em química analítica e industrial), o controle adequado do pH pode ser essencial na determinação das extensões de reações de precipitação e de eletrodeposição de metais, na efetividade de separações químicas, nas sínteses químicas em geral e no controle de mecanismos de oxidação e reações eletródicas.
Os sistemas tampões são escolhidos de acordo com a faixa de pH que se deseja tamponar, logo é utilizada a equação de Henderson-Hasselbalch para se determinar o pH , o pKa e a concentração do tampão.
2. DESENVOLVIMENTO
2.1 Solução tampão
As soluções tampões são soluções que resistem a mudanças de pH quando a elas são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre. Essa resistência é resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão. Um tampão é constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base fraca e seu ácido conjugado.
Os tampões têm um papel importante em processos químicos e bioquímicos, nos quais é essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos industriais e fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada. Por exemplo, o sistema tampão HCO3 – /H2CO3 é importante fisiologicamente, uma vez que controla o transporte de CO2 no sangue e o pH do mesmo.
2.2 Ação das soluções tampões
Os tampões têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. Isto ocorre porque essas soluções contêm um componente ácido e um básico em sua constituição. Para que possamos entender o mecanismo de ação dessas soluções, vamos considerar o sistema tampão ácido acético e acetato de sódio. Desde que o sal (acetato de sódio) é um eletrólito forte, em solução aquosa estará completamente dissociado:H2O
CH3COONa(S) CH3COO– (aq) + Na+(aq)
O ácido acético estará em equilíbrio com seus íons:
 CH3COOH(aq)) CH3COO– (aq) + H+(aq
A constante de ionização para o ácido acético é dada por:
Ka= [ H+] [CH3COO–]
 [CH3COOH]
É importante ressaltar que, na solução tampão, a principal contribuição para a concentração de íons acetato, a base conjugada do ácido acético, é proveniente do sal. Portanto, a ionização do ácido acético é negligenciável frente ao excesso de sal (efeito do íon comum), assim como é negligenciável a hidrólise do íon acetato frente ao excesso de ácido acético. Por isso, é possível reescrever a expressão da constante de equilíbrio para o ácido acético, substituindo-se o termo [CH3COO–] (que representa a base conjugada do ácido) por [Sal]:
Ka= [ H+] [Sal]
 [CH3COOH]
Assim, é possível verificar o que acontece com uma solução tampão, composta por ácido acético e acetato de sódio, quando a ela for adicionado um ácido ou uma base fortes.
2.2.1 Adição de ácido
Se um ácido for adicionado a um tampão, ocorrerá uma elevação da concentração dos íons H+ no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pela base conjugada do tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco, conforme a reação abaixo:
CH3COO-(aq) + H+(aq) CH3COOH (aq) 
2.2.2 Adição de base
Se uma base for adicionada a um tampão, ocorrerá uma elevação da concentração dos íons OH– no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pelo ácido acético do tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco, conforme a reação abaixo:
CH3COOH(aq) + OH-(aq) CH3COOH (aq) + H2O
É importante lembrar que existe um limite para as quantidades de ácido ou de base adicionadas a uma solução tampão antes que um dos componentes seja totalmente consumido. Esse limite é conhecido como a capacidade tamponante de uma solução tampão e é definido como a quantidade de matéria de um ácido ou base fortes necessária para que 1 litro da solução tampão sofra uma variação de uma unidade no pH. 
3. TAMPÕES DE OCORRÊNCIA NATURAL E INDUSTRIAL: CONTEXTUALIZAÇÃO
Quase todos os processos biológicos são dependentes do pH; uma pequena variação na acidez produz uma grande variação na velocidade da maioria destes processos. O pH do sangue de mamíferos é um reflexo do estado do balanço ácido-base do corpo. Em condições normais, o pH é mantido entre 7,35 e 7,45 devido a uma série de mecanismos complexos que compreendem produção, tamponamento e eliminação de ácidos pelo corpo. Um papel importante neste equilíbrio é desempenhado por sistemas inorgânicos, tais como H2PO4–/HPO42–, CO2/H2CO3/ HCO3–, e grupos orgânicos ácidos e básicos, principalmente de proteínas.
Uma diminuição (acidose) ou aumento (alcalose) do pH do sangue pode causar sérios problemas e até mesmo ser fatal. A acidose metabólica é a forma mais freqüentemente observada entre os distúrbios do equilíbrio ácido-base. Pode ser causada por diabetes grave, insuficiência renal, perda de bicarbonato por diarréia e hipoxia ou isquemia, durante, por exemplo, exercício físico intenso. Uma compensação natural da acidose metabólica pelo corpo é o aumento da taxa de respiração, fazendo com que mais CO2 seja expirado. Tecidos vivos de plantas também são tamponados, embora menos intensamente. O pH normal em tecidos vegetais varia entre 4,0 e 6,2. Nestes tecidos, os principais tampões são fosfatos, carbonatos e ácidos orgânicos, como o málico, cítrico, oxálico, tartárico e alguns aminoácidos. Dentre os fluidos biológicos,a saliva também constitui uma solução tampão, com a função de neutralizar os ácidos presentes na boca, evitando o desenvolvimento de bactérias que formam a placa bacteriana. O pH normal da saliva varia entre 6,4 e 6,9 no intervalo entre as refeições e de 7,0 a 7,3 enquanto comemos. A capacidade tamponante em sistemas biogeoquímicos pode ser fator decisivo em impactos ambientais. Um estudo interessante sobre o impacto da chuva ácida sobre lagos da região das Montanhas Adirondack, área de Nova Iorque, revelou que lagos sobre áreas ricas em calcário são menos suscetíveis a acidificação devido à considerável capacidade tamponante das águas destes lagos. O carbonato de cálcio presente no solo destas regiões reage com os íons hidrônio presentes na água, provenientes em grande parte da chuva ácida: 
CaCO3(s) + H3O+(aq) → Ca2+(aq) + HCO3-(aq) + H2O(l) 
levando à formação de um sistema tampão HCO3–/H2CO3/CO2. O solo também age como um tampão e resiste às mudanças em pH, mas a sua capacidade tamponante depende do seu tipo. Tal propriedade advém da capacidade de trocar cátions com o meio. Esta troca é o mecanismo pelo qual K+, Ca2+, Mg2+ e metais essenciais, a níveis de traço, são disponibilizados às plantas. O processo de absorção de íons metálicos do solo pelas raízes das plantas e sua consequente troca por íons H+, aliado à lixiviação de cálcio, magnésio e outros íons do solo por água contendo ácido carbônico, tende a tornar ácido o solo.
 solo}Ca2+ + 2CO2 + 2H2O → H2+ + Ca2+(raiz) + 2HCO3–
 O balanço de H+ no solo (produção através das raízes contra o consumo pelo intemperismo) é delicado e pode ser afetado pela deposição ácida. Se a taxa de intemperismo iguala-se ou excede a taxa de liberação de H+ pelas plantas, como seria o caso de um solo calcáreo, o solo manterá um tampão em cátions básicos (Ca2+, K+, NH4+, Al3+) e alcalinidade residual (HCO3–, H2PO4– etc.). Por outro lado, em solos “ácidos”, a taxa de liberação de H+ pelas plantas pode exceder a taxa de consumo de H+ pelo intemperismo e causar uma acidificação progressiva do solo. Na indústria de alimentos, alguns ácidos e bases (áBcido cítrico, ácido adípico, bicarbonato de sódio, ácido lático, tartarato ácido de potássio, ácido fosfórico) são usados como agentes de processamento para o controle da acidez e alcalinidade de muitos produtos alimentícios. Dependendo da quantidade desses aditivos e da acidez ou alcalinidade do alimento antes da adição destes compostos, pode ocorrer a formação de sistemas tampões ou estes simplesmente funcionam como agentes neutralizantes. Estes tipos de aditivos são usados em gelatinas, fermento, processamento de queijo e em bebidas refrigerantes. Em alguns casos, a própria solução tampão (ácido lático/lactato de sódio) é adicionada ao alimento, com a função de agente conservante, evitando a deterioração por bactérias e outros microrganismos. Neste caso, as substâncias do tampão são utilizadas como agentes antimicrobiais mantendo o alimento com o pH baixo e conseqüentemente evitando o desenvolvimento de microrganismos, como fungos e bactérias.
4. pH DOS TAMPÕES: EQUAÇÃO DE HENDERSON - HASSELBALCH
Os sistemas tampões são escolhidos de acordo com a faixa de pH que se deseja tamponar, utilizando-se a equação de Henderson-Hasselbalch. Com o propósito da derivação dessa equação, algumas considerações serão feitas a seguir. De acordo com a teoria de ácidos e bases de Brönsted-Lowry, um ácido (HA) é uma espécie química doadora de prótons (H+) e uma base (B) é uma espécie química aceptora de prótons. Após o ácido (HA) perder seu próton, diz-se existir como base conjugada (A). Da mesma maneira, uma base protonada é dita existir como ácido conjugado (BH+). Segundo a teoria de pares conjugados ácido-base de BrönstedLowry, o íon acetato é a base conjugada do ácido acético. Para a reação de dissociação do ácido acético em meio aquoso descrita anteriormente, pode-se escrever a seguinte constante de equilíbrio:
Ka= [ H+] [CH3COO-]
 [CH3COOH]
Rearranjando essa expressão tem-se:
 Ka [CH3COOH]
 [ H+] 												 [CH3COO-]
Aplicando-se -log10 em ambos os lados da expressão acima e como por definição pKa = -log10 Ka e pH = - log10 [H+], tem-se:
pH= pKa + log [CH3COO-]
 [CH3COOH]
Ou
pH= pKa + log [Base conjugada]
 [ácido]
ou, ainda,
pH= pKa + log [Sal]
 [ácido]
Esta é a equação de HendersonHasselbalch, apenas uma forma rearranjada da expressão da constante de equilíbrio Ka, porém extremamente útil no preparo de tampões, pois além de permitir encontrar a proporção exata dos constituintes para a obtenção do pH desejado, possibilita estimar variações no pH dos tampões, quando da adição de H+ ou de OH–. Também permite o cálculo rápido do pH do tampão, quando a proporção dos componentes é conhecida.
5. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DE IONIZAÇÃO 
A posição de equilíbrio de qualquer reação química é dada por sua constante de equilíbrio, Keq (algumas vezes expressa simplesmente por K). Para a reação geral:
 A + B C + D
uma constante de equilíbrio Keq pode ser definida em termos da concentração dos reagentes (A e B) e dos produtos (C e D) no equilíbrio:
Estritamente falando, os termos de concentração devem ser expressos como atividades, ou concentrações efetivas em soluções não ideais, de cada espécie. Exceto em trabalhos muito precisos, entretanto, a constante de equilíbrio pode ser aproximada pela medida das concentrações no equilíbrio. Por razões além do escopo desta discussão, as constantes de equilíbrio são adimensionais. Apesar disso, o texto continuará a utilizar as unidades de concentração (m) nas expressões da constante de equilíbrio usadas nesse livro para lembrá-los de que a molaridade é a unidade de concentração usada para o cálculo de Keq. A constante de equilíbrio é fixa e característica para qualquer dada reação química em uma temperatura específica. Ela define a composição final da mistura no equilíbrio, independentemente das concentrações iniciais dos reagentes e dos produtos. Inversamente, é possível calcular a constante de equilíbrio para uma dada reação em uma dada temperatura, se forem conhecidas as concentrações de equilíbrio de todos os reagentes e produtos. A variação de energia livre padrão (ΔGº) é diretamente relacionada ao ln Keq.
5.1 A ionização da água é expressa pela constante de equilíbrio
 O grau de ionização da água no equilíbrio é baixo; a 25ºC somente duas entre 109 moléculas na água pura são ionizadas a cada momento. A constante de equilíbrio para a ionização reversível da água é:
Keq= [ H+] [OH-]
 [H2O]
Na água pura a 25ºC, a concentração de água é 55,5 M – gramas de H2O em 1L divididas pela sua massa molecular grama: (1.000 g/L)/(18,015 g/mol) sendo essencialmente constante em relação à concentração muito baixa de H+ e OH–, de 1x 10–7 M. Portanto, o valor de 55,5 M pode ser substituído na expressão da constante de equilíbrio gerando:
Keq= [ H+] [OH-]
 [55,5 M]
 
Rearranjando, isto torna:
(55,5 M) (Keq) = [ H+] [OH-] = Kw
onde Kw designa o produto (55,5 M) (Keq), que é o produto iônico da água a 25ºC. O valor para o Keq, determinado por medidas de condutividade elétrica da água pura, é 1,8 x 3 10–16 M a 25ºC. Substituindo esse valor no Keq tem-se o valor do produto iônico da água: 
Kw =[H+][OH–] = (55,5 M)(1,8 x 3 10–16 M) = 1,0 x 3 10–14 M)
 Assim, o produto [H+] [OH–] em solução aquosa a 25ºC é sempre igual a 1x 10–14 M2. Quando existem concentrações iguais de H+ e de OH–, como na água pura, diz-se que a solução está em pH neutro. Nesse pH, a concentração de H+ e de OH– pode ser calculada a partir do produto iônico da água como se segue:
 Kw = [H+][OH–] = [H+]2 = [OH–]2 
 Resolvendo para [H+] tem-se:
[H+] = √Kw = √1 x 10-10 M2
[H+] = [OH–] = 10-17 M 
Como o produto iônico da água é constante, quando [H+] é maior que 1x 10–7M, a concentração de [OH–] deve ser menor que 1 x 10–7 M, evice-versa. Quando a concentração de [H+] é muito alta, como na solução de ácido clorídrico, a concentração de [OH–] deve ser bem baixa. A partir do produto iônico da água, pode-se calcular [H+] se for conhecida a concentração de [OH–], e vice-versa.
6. A CAPACIDADE TAMPONANTE DE UMA SOLUÇÃO
A capacidade tamponante de uma solução tampão é, qualitativamente, a habilidade desta solução de resistir a mudanças de pH frente a adições de um ácido ou de uma base. Quantitativamente, a capacidade tampão de uma solução é definida como a quantidade de matéria de um ácido forte ou uma base forte necessária para que 1,00 L de solução tampão apresente uma mudança de uma unidade no pH. Esta habilidade em evitar uma mudança significativa no pH é diretamente relacionada à concentração total das espécies do tampão (ácidas e básicas), assim como à razão destas. É verificado que um tampão é mais efetivo a mudanças no pH quando seu pH é igual ao pKa, ou seja, quando as concentrações das espécies ácida e básica são iguais. A região de pH útil de um tampão é usualmente considerada como sendo de pH = pKa ± 1. A razão fundamental de uma solução tampão resistir a mudanças de pH resulta do fato de que íons hidroxônio ou hidroxila quando adicionados a este tipo de solução, reagem quantitativamente com as espécies básicas e ácidas presentes, originando o ácido fraco e a base fraca, respectivamente. Intuitivamente, é fácil constatar que quanto maior a concentração das espécies do tampão, maior será a quantidade de íons hidroxônio ou íons hidroxila necessários para a conversão completa dessas espécies a ácidos fracos e bases fracas. Ao final desta conversão, a razão entre a espécie predominante e a de menor quantidade do tampão torna-se elevada e a solução deixa de ser um tampão.
7. CONCLUSÃO
A sigla pH significa potencial (ou potência) hidrogeniônico  e tem a função de indicar o teor de íons hidrônio (H3O+(aq)) livres por unidade de volume da solução. Quanto mais hidrônios houver no meio, mais ácida será a solução. Por consequência, podemos dizer que quanto mais íons OH-(aq) houver no meio, mais básica ou alcalina será a solução, entretanto a variação desse potencial pode causar sérios problemas considerando processos bioquímicos ou mesmo químicos. Portanto é necessária a utilização de substâncias que impedem essa variação, mantendo constante o pH, tais substâncias são chamadas de soluções tampões.
Solução tampão pode ser definida como substâncias que resistem a mudanças de pH quando à elas são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre. Essa resistência é resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão, logo um tampão é constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base fraca e seu ácido conjugado.
Os procedimentos químicos e na sua maioria os processos bioquímicos, são dependentes do pH; uma pequena variação no potencial pode ocasionar sérios problemas, tais como acidose ou alcalose metabólica, ou perdas de produtos em reações químicas, consequentemente é de extrema importância a utilização de sistemas tampões em processos industriais e biológicos.
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8. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
DEF 2000/2001. Dicionário de especialidades farmacêuticas. Jornal Brasileiro de Medicina (Eds.). São Paulo: Editora de Publicações Científicas, 2000. p. 1150. 
HARRIS, D.C. Quantitative chemical analysis. 5ª ed. Nova Iorque: W.H. Freeman, 1999. p. 222-233. 
LEHNINGER, A.L.; NELSON, D.L. e COX, M.M. Princípios de bioquímica. 2ª ed. Trad. A.A. Simões e W.R.N. Lodi. São Paulo: Sarvier, 1995. p. 71-72. 
MANAHAN, S.E. Environmental chemistry. 6ª ed. Boca Raton: Lewis Publishers, 1994. p. 463-465. 
PERRIN, D.D. e DEMPSEY, B. Buffer for pH and metal ion control. Londres: Chapman and Hall, 1974. 
SKOOG, D.A.; WEST, D.M. e HOLLER, F.J. Fundamentals of analytical chemistry. 7ª ed. Fort Worth: Saunders College, 1996. p. 205-209. 
SNYDER, C.H. The extraordinary chemistry of ordinary things. 2ª ed. Nova Iorque: John Wiley & Sons, 1995. p. 512-524. STUMM, W. Chemistry of the solid-water interface. Nova Iorque: John Wiley & Sons, 1992. p. 189-191.
 STUMM, W. e SCHNOOR, J. Atmospheric depositions: impacts of acids on lakes. IN: Physics and chemistry of lakes. 2ª ed. LERMAN, A.; IMBODEN, D.M.; GAT, J.R. (eds.). Heidelberg: Springer-Verlag, 1995. p. 194-196, 200-202.
WRIGHT, R.F. e GJESSING, E.T. Acid precipitation: changes in the chemical composition of lakes. Ambio, v. 5, p. 219, 1976. 
ZEITOUN, A.A.M. e DEBEVERE, J.M. Decontamination with lactic-acid sodium lactate buffer in combination with modified atmosphere packaging effects on the shelf-live of fresh poultry. International Journal of Food Microbiology, v. 16, n. 2, 1992, p. 89.
LEHNINGER, A.L.; NELSON, D.L. e COX, M.M. Princípios de bioquímica. 5ª ed. Trad. Ana Beatriz Gorini da Veiga ... et al.] ; revisão técnica: Carlos Termignoni ... [et al.]. – 6. ed. – Dados eletrônicos. – Porto Alegre : Artmed, 2014.
DIAS, M.V.; GUIMARÃES, P.I.C. e MERÇON, F. Corantes naturais: Extração e emprego como indicadores de pH. Química Nova na Escola, n. 17, p. 27-31, 2003.
FIORUCCI, A.R.; SOARES, M.H.F.B. e CAVALHEIRO, E.T.G. O conceito de solução tampão. Química Nova na Escola, n. 13, p. 18-21, 2001. 
LIMA, V.A.; BATTAGIA, M.; GUARACHO, A. e INFANTE, A. Demonstração do efeito tampão de comprimidos efervescentes com extrato de repolho roxo. Química Nova na Escola, n. 1, p. 3334, 1995. 
SKOOG, D.A.; WEST, D.M. e HOLLER, F.J. Fundamentals of analytical chemistry. 7a ed. Nova Iorque: Saunders College, 2001. p. 205-209. 
TERCI, D.B.L. e ROSSI, D.V. Indicadores naturais de pH: Usar papel ou solução? Química Nova, v. 25, p. 684688, 2002. 
9. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS